ESTRUCTURA DE LA MATERIA FUERZAS INTERMOLECULARES Introducción Semestre Rafael Moreno Esparza

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1 ESTRUCTURA DE LA MATERIA FUERZAS INTERMOLECULARES Introducción Semestre Rafael Moreno Esparza 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 0 Polaridad del enlace Pareciera claro, que cuando dos átomos de un mismo elemento comparten un par de electrones, los comparten igualmente Sin embargo, cuando los átomos son de diferentes elementos, esto no tiene por que ocurrir Es decir hay unos átomos que atraen más a los electrones que otros En particular es claro, que los metales atraen menos a los electrones que los no-metales 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 1 Polaridad del enlace Para mostrar esto, vale la pena presentar dos casos extremos: En el Cl 2 tenemos dos átomos iguales y entonces el par electrónico está compartido en ambos átomos por igual Por otro lado en el NaCl el electrón 3s del Na se incorpora en la estructura electrónica del átomo de Cl quedando el sodio despojado de su electrón formando el catión Na + y por su parte el cloro genera al anión Cl -, dando a lugar a una malla iónica La mayoría de las sustancias tienen un carácter del enlace que forman que está entre estos dos extremos Polaridad del enlace Polaridad del enlace Un concepto muy útil para describir como comparten sus electrones un par de átomos es el de polaridad del enlace Podemos definir los enlaces así: Un enlace covalente no-polar es aquel en el cual los electrones están compartidos igualmente por los dos átomos Un enlace covalente polar es aquel donde uno de los átomos tiene mayor atracción por los electrones que el otro Si esta atracción relativa es suficientemente grande, el enlace es un enlace iónico 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 2 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 3 1

2 Electronegatividad La electronegatividad se define como la capacidad que tiene un elemento en una molécula específica para atraer electrones hacia sí Entre mayor sea esta capacidad de atraer electrones mayor será el valor de la electronegatividad Esta cantidad se usa para determinar si un enlace es covalente no-polar, covalente polar o iónico Electronegatividad La electronegatividad es una cantidad que está en función o que depende de: La energía de ionización del átomo Es decir, que tan fuertemente retiene un átomo a sus propios electrones La afinidad electrónica del átomo Es decir, que tan fuertemente atrae un átomo a otros electrones Nótese que estas dos últimas propiedades son de los átomos aislados 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 4 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 5 Electronegatividad Así por ejemplo un átomo que tiene: Una afinidad electrónica grande Un potencial de ionización grande Será capaz de: Atraer electrones de otros átomos Resistirá que sus propios electrones sean atraídos por el otro elemento Un átomo como este, será muy electronegativo Un átomo con propiedades opuestas será muy poco electronegativo Electronegatividad Según Pauling (1932), es la medida de la tendencia que tiene un átomo en una molécula de atraer a los electrones hacia sí Y la estima a partir de las energías de enlace o energías de disociación de diversas sustancias, empleando esta expresión: D ( A! B) = 1 2 D ( A! A ) + D ( B! B) + AB Donde Δ AB es la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos χ A χ B = AB 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 6 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 7 2

3 Electronegatividad La electronegatividad se designa con la letra griega χ El Flúor es el elemento más electronegativo: electronegatividad = 4.0 El Cesio por su parte es el menos electronegativo electronegatividad = 0.6 Nótese que estos dos elementos están en las esquinas y diagonales en la tabla periódica Electronegatividad Principio de igualación de la electronegatividad Toda especie química que tiende a asociarse con otra, lo hace de manera que después de hacerlo, ambas promedian su electronegatividad 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 8 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 9 Electronegatividad Usando argumentos teóricos, Mulliken muestra que la tendencia de un átomo en una molécula a competir por los electrones de otro átomo al que esté unido, debe ser proporcional al promedio de la energía de ionización y la afinidad electrónica de dicho átomo en su estado de valencia χ M = 1 2 I v v ( + A 1 1 ) La electronegatividad de Mulliken se puede ajustar a la escala de Pauling así: χ P = χ M /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 10 Electronegatividad El concepto de electronegatividad de Alred- Rochow se basa en la fuerza electrostática de atracción que existe entre un electrón en un átomo y su propio núcleo. La atracción entre el electrón y un núcleo está gobernada por la ley de Coulomb: f = e 2 Z eff r 2 Donde e es la carga del electrón, Z eff es la carga nuclear efectiva y r es el radio del átomo Al graficar las fuerzas contra la χ P podemos ajustarlas a los valores de Pauling χ P = Z eff r /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 11 3

4 Electronegatividad Otro concepto más de electronegatividad es el formulado por Sanderson Este concepto considera la electronegatividad como una función de la densidad electrónica del átomo Y se define así: χ S = D D i Donde D se refiere a la densidad electrónica del átomo: D = 3 4π Ze y D i es la densidad electrónica ideal y se determina extrapolando la densidad de los gases ideales anterior y posterior al átomo en cuestión 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 12 r 3 Electronegatividad Finalmente, el concepto más moderno lo sugieren Jaffe y colaboradores Que puntualizan que la electronegatividad de Mulliken es igual a la pendiente que pasa a través del origen, de la curva de energía contra carga para cualquier átomo, es decir: χ M = de dn Energía total MJ mol N =0 Estado de oxidación 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES Ne O F Cl Tendencias generales de la χ La electronegatividad crece de izquierda a derecha a lo largo de un periodo Para los elementos representativos (bloques s y p) crece al subir en una familia Tendencias generales de la Tendencias generales de la χ El grupo de los elementos de transición tiene un comportamiento un poco más complicado que el de los representativos 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 14 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 15 4

5 Electronegatividad En los elementos representativos Al avanzar en un período aumenta y al bajar en una familia disminuye En los elementos de transición Al bajar en una familia aumenta En iones Al cambiar el estado de oxidación de un átomo cambia su electronegatividad A mayor estado de oxidación mayor su atracción por los electrones y por ello mayor será su electronegatividad En grupos de átomos Al combinarse dos átomos, la electronegatividad resultante es un promedio de la χde los átomos originales 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 16 Electronegatividad y polarización Podemos usar la diferencia en la electronegatividad Δχ entre dos átomos para conocer la polaridad de su enlace: Compuesto Δχ = (χ Α χ Β ) Tipo F =0 Covalente nopolar =1.9 Covalente polar LiF =3.0 Iónico 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 17 F Electronegatividad y polarización En el los electrones están compartidos igualmente entre los dos átomos El enlace es covalente no-polar En el el átomo de F tiene mayor electronegatividad que el átomo de Los electrones no se comparten igualmente, el átomo de F atrae más densidad electrónica que el átomo de El enlace es covalente polar En el LiF, la electronegatividad del átomo de F es suficientemente grande como para despojar completamente de su electrón al Li y el resultado es Un enlace iónico Electronegatividad y polarización El enlace en -F puede representarse así: Los símbolos δ+ y δ- indican las cargas parciales positiva y negativa respectivamente. La flecha indica hacia donde jalan los electrones 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 18 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 19 5

6 Electronegatividad y polarización La regla general para predecir el tipo de enlace se basa en las diferencias de electronegatividades de los átomos que constituyen el enlace: Si las electronegatividades son iguales, la diferencia de electronegatividad es 0, y el enlace es covalente no-polar Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0 pero menor que 2.0, el enlace es covalente polar Si la diferencia entre las electronegatividades de los dos átomos es de 2.0, o mayor, el enlace es iónico 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 20 Redistribución de carga Parece entonces evidente que cuando dos átomos se encuentran juntos, la carga electrónica se redistribuye Dependiendo de la electronegatividad de cada átomo, ello da como resultado la formación de un dipolo Entre mayor sea la diferencia de sus electronegatividades, mayor será el dipolo que se genere Así por ejemplo en el caso del Cl, el átomo de Cl al ser más electronegativo, controla parcialmente al electrón del 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 21 Momento dipolo Es la interacción resultante entre dos cargas puntuales +q y -q, separadas a una distancia r e Se representa así: Es un vector y se define como: µ = q! r e El momento dipolo se determina experimentalmente midiendo el cambio respecto a la temperatura en la capacitancia de dos placas cargadas entre las cuales se pone una sustancia cualquiera. 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 22 Momento dipolo Momento dipolo Así en el caso del Cl, el valor obtenido experimentalmente, es: 3.45x10-30 C m Como es un número muy pequeño, conviene crear una unidad apropiada. La unidad de momento dipolo se llama Debye (D) y vale: 3.33x10-30 C m De manera que en estas unidades el momento dipolo del Cl es de: D El momento dipolo de dos cargas unitarias contrarias a una distancia de 100 pm vale: 4.89 D 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 23 6

7 Cálculo del momento dipolo Para calcular aproximadamente el valor del dipolo de una molécula se resuelve la siguiente ecuación: µ AB χ A χ B = χ De manera que para el Cl se tiene que: µ Cl χ Cl χ = ( )D = 0.9D A las moléculas con momento dipolo = 0 se les conoce como moléculas no polares, A las que tienen momento dipolo 0 se conocen como moléculas polares El caso extremo de una molécula polar es el CsF (Δχ=3.2) 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 24 Porcentaje de carácter iónico Para calcular que tan polarizada está la carga en esta molécula, dividimos el momento dipolo obtenido entre la distancia de enlace: C m m = C En el caso del Cl nos encontramos que esto representa aproximadamente un sexto de la carga del electrón (1.602x10-19 C) o lo que es lo mismo 17% del total de la carga total en cada átomo: = /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 25 Porcentaje de carácter iónico Esto mismo puede hacerse para todos los ácidos de los halogenuros F Cl Br I r(pm) δ calc (D) δ obs (D) % CI=(δ obs / δ cal ) Porcentaje de carácter iónico y χ Se han sugerido varias ecuaciones empíricas para determinar el carácter iónico de un enlace en función de la electronegatividad de sus constituyentes, una de ellas (annay & Smyth): %CI = 16 χ Para Br, χ Br =2.74, y χ =2.20 de manera que: % CI = ( ) + 3.5( χ) 2 ( ) (.54) 2 = /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 26 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 27 7

8 Porcentaje de carácter iónico y χ Pauling mismo, deriva una relación entre el carácter iónico y la electronegatividad %CI AB = 1 e 1 ( 4 χ A χ B ) /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 28 Polaridad de las moléculas Las moléculas polares se alinean cuando: aplicamos un campo eléctrico están cerca unas de otras al estar en presencia de iones Campo eléctrico Cercanía Lo cual les concede propiedades muy importantes. Iones 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 29 Polaridad de las moléculas Si hay diferencia en la electronegatividad (χ) de los átomos de una molécula, tendremos un sistema donde uno de los átomos jala más a los electrones que el otro Ello conduce a que la carga de la molécula se polarice Cuando la carga esta polarizada, se formará un dipolo Cualquier molécula diatómica con un enlace polar es una molécula polar, es decir forma un dipolo -F 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 30 Polaridad de las moléculas Cada vez que hayan dos átomos con diferente electronegatividad en la misma molécula se formará un dipolo Además, los átomos en la molécula pueden orientarse de tal manera que uno de los lados de la molécula tenga una carga neta negativa y el otro una carga neta positiva Por ello es evidente que la distribución de carga de una molécula se determina por La polaridad de sus enlaces La forma de la molécula 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 31 8

9 Polaridad de las moléculas Una molécula polar tiene: Un centro de la carga negativa total en una zona de la molécula Un centro de la carga positiva total en otra zona de la molécula Pero no coinciden uno con el otro Ni con el centro de masa de la molécula Es decir, tiene dos polos Polaridad de las moléculas Una molécula no-polar: No tiene cargas en lados opuestos de la molécula O, tiene cargas iguales en lados opuestos de la molécula Al tener la misma carga en lados opuestos, no se presenta el dipolo La molécula no tiene polos, es decir no tiene dipolo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 32 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 33 Polaridad de las moléculas El momento dipolo de una molécula se definirá entonces por: La diferencia de electronegatividad entre dos de sus átomos, que es lo que define la carga en los extremos del dipolo La disposición de los dipolos formados La polaridad de las moléculas poliatómicas Cada enlace polar en una molécula poliatómica tendrá asociado un dipolo El dipolo total de la molécula será la suma de los dipolos individuales 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 34 Polaridad de las moléculas Para determinar el dipolo total en una molécula se debe considerar lo siguiente La forma de la molécula La dirección del dipolo para cada par de átomos La suma vectorial de cada contribución Las moléculas con µ = 0 se conocen como moléculas no polares A las que tienen µ 0, como moléculas polares 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 35 9

10 Polaridad de las moléculas El monóxido de carbono (CO) tiene dipolo y se orientará en un campo eléctrico Por otro lado, la molécula de Dióxido de carbono (CO 2 ) no tiene dipolo, es decir no se orienta en un campo eléctrico A pesar de que en el dióxido de carbono los oxígenos tienen carga parcial negativa, y el carbono tiene carga parcial positiva Dipolos de enlace Dipolo total cero 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 36 Polaridad de las moléculas El agua por otra parte también tiene tres átomos pero contrariamente al caso del CO 2 si tiene momento dipolo Dipolos de enlace Dipolo total A pesar de que una molécula sea muy grande, las reglas concernientes a la geometría y al dipolo se mantienen 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 37 Polaridad de las moléculas Aunque un enlace polar es un prerrequisito para que una molécula tenga dipolo, no todas las moléculas con enlaces polares tienen dipolo total Para las moléculas AB n donde el átomo central está rodeado por átomos idénticos de B ay ciertas geometrías que no presentan momento dipolo efectivo a pesar que los enlaces individuales presenten dipolo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 38 Polaridad de las moléculas Para que una molécula sea polar debe tener: Enlaces polares Forma adecuada C 4 = C = C = Cl Cl CCl 4 = Cl C Cl = Cl C Cl Cl Cl µ=0 µ=0 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 39 10

11 Polaridad de las moléculas C 3 Cl = C Cl = C Cl = Cl Cl C 2 Cl 2 = C Cl = C Cl = Cl Cl CCl 3 = C Cl = Cl C 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 40 Cl Cl µ=1.90 µ=1.60 µ=1.04 Momento dipolo Es la interacción resultante entre dos cargas puntuales +q y -q, separadas a una distancia r e Se representa así: Es un vector y se define como: µ = q r e El momento dipolo se determina experimentalmente midiendo el cambio respecto a la temperatura en la capacitancia de dos placas cargadas entre las cuales se pone una sustancia cualquiera. 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 41 Momento dipolo Así en el caso del Cl, el valor obtenido experimentalmente, es: 3.59x10-30 C m Como es un número muy pequeño, conviene crear una unidad apropiada. La unidad de momento dipolo se llama Debye (D) y vale: 3.33x10-30 C m De manera que en estas unidades el momento dipolo del Cl es de: 1.08 D El momento dipolo de dos cargas unitarias contrarias a una distancia de 100 pm vale: 4.89 D (16.28x10-30 C m) 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 42 Cálculo del momento dipolo Para calcular aproximadamente el valor del dipolo de una molécula se resuelve la siguiente ecuación: µ AB χ A χ B = χ De manera que para el Cl se tiene que: µ Cl χ Cl χ = ( )D = 0.9D A las moléculas con momento dipolo = 0 se les conoce como moléculas no polares, A las que tienen momento dipolo 0 se conocen como moléculas polares El caso extremo de una molécula polar es el CsF (Δχ=3.2) 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 43 11

12 Porcentaje de carácter iónico Para calcular que tan polarizada está la carga en esta molécula, dividimos el momento dipolo obtenido entre la distancia de enlace: C m m = C En el caso del Cl nos encontramos que esto representa aproximadamente un sexto de la carga del electrón (1.602x10-19 C) o lo que es lo mismo 17% del total de la carga total en cada átomo: Porcentaje de carácter iónico Esto mismo puede hacerse para todos los halogenuros F Cl Br I r(pm) δ calc (D) δ obs (D) % CI=(δ obs / δ cal ) = /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 45 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 44 Porcentaje de carácter iónico y χ Se han sugerido varias ecuaciones empíricas para determinar el carácter iónico de un enlace en función de la electronegatividad de sus constituyentes, una de ellas (annay & Smyth): %CI = 16 χ Para Br, χ Br =2.74, y χ =2.20 de manera que: % CI = ( ) + 3.5( χ) 2 ( ) + 3.5( 0.54) 2 = 9.7 Porcentaje de carácter iónico y χ Pauling mismo, deriva una relación entre el carácter iónico y la electronegatividad %CI AB = 1 e 1 ( 4 χ A χ B ) /11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 46 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 47 12

13 Polaridad de las moléculas Las moléculas polares se alinean cuando: aplicamos un campo eléctrico están cerca unas de otras al estar en presencia de iones Campo eléctrico Cercanía Lo cual les concede propiedades muy importantes. Iones 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 48 Interacciones Ión-DipoloI Se trata de una interacción entre un ion cargado y una molécula polar (es decir un dipolo) Los cationes se verán atraídos por el lado negativo de un dipolo Los aniones se verán atraídos por el lado positivo de un dipolo La magnitud de la energía de esta interacción depende de la carga del ion (Q), el momento dipolo de la molécula (µ) y la distancia del centro del ion al punto medio del dipolo (r) 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 49 Interacciones Ión-DipoloI Se puede describir matemáticamente así: F I D = Z ± µ Y así pictóricamente: r 2 Interacciones Dipolo-Dipolo Ocurre cuando los átomos de una molécula tienen diferencias de χ, se polarizan y producen un dipolo Cuando dos dipolos se avecindan, se atraen, dando como resultado un enlace Se describen matemáticamente así: Y pictóricamente así: E D D = 2µ 1 µ 2 r 3 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 50 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 51 13

14 Interacciones Dipolo-Dipolo Si los átomos muy electronegativos se encuentran unidos directamente a un, también se formará un dipolo. Estas interacciones se presentan entre las moléculas neutras polares Las moléculas polares se atraen entre sí cuando la carga parcial positiva de una molécula está cerca de la carga parcial negativa de otra Las moléculas polares deben de estar cerca unas de otras para que la fuerza atractiva de la interacción sea significativa 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 52 Interacciones Dipolo-Dipolo Las interacciones dipolo-dipolo son menores que las interacciones ion-dipolo Las fuerzas dipolo-dipolo crecen al incrementarse la polaridad de una molécula Otra forma de presentarlo es esta: 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 53 Puente de hidrógeno El puente de hidrógeno, es la atracción intermolecular resultante de la interacción de dipolos donde participa el Esta atracción es responsable de muchas de las propiedades características del 2 O y de otras muchas moléculas entre las que se encuentran las proteínas y el ADN Un átomo de hidrógeno en un enlace polar (por ejemplo -F, -O o -N) puede experimentar una fuerza atractiva hacia una molécula polar o un ión vecino que cuenta con pares electrónicos sin compartir, usualmente átomos de F, O o N 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 54 Puente de hidrógeno A este tipo de interacción se le conoce con el nombre de enlace de hidrógeno y en última instancia no es más que una interacción del tipo dipolo-dipolo Un enlace entre un hidrógeno y un átomo electronegativo como el F, O o N es muy polar Tomando en consideración que el átomo de no tiene electrones de core, entonces el lado del átomo que está hacia afuera del dipolo es virtualmente un núcleo desnudo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 55 14

15 Puente de hidrógeno La carga parcial positiva se verá atraída a la carga parcial negativa de un átomo electronegativo de una molécula cercana Debido a que el átomo de hidrógeno en un enlace polar tiene deficiencia de electrones (particularmente en un lado, es decir, el lado opuesto al enlace covalente polar) Entonces, puede acercarse mucho al átomo electronegativo de la molécula vecina (el cual tiene carga parcial negativa) de manera que puede interactuar fuertemente con él. Puente de hidrógeno Recuérdese que entre más cerca pueda estar mayor será la atracción electrostática La energía de los enlaces de hidrógeno va de alrededor de 4 kj/mol a 25 kj/mol, es decir, son más débiles que los enlaces covalentes Pero son mayores que las interacciones dipolodipolo o las fuerzas de dispersión Este tipo de interacción tiene gran importancia en la organización de las moléculas biológicas y su influencia es notable en la estructura de las proteínas y los ácidos nucleicos 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 56 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 57 Puente de hidrógeno El agua tiene una capacidad poco común para formar una red de enlaces de hidrógeno muy extensa Como líquido, la energía cinética de las moléculas previene que un arreglo ordenado extenso de los átomos de hidrógeno Al enfriarse, las moléculas van perdiendo energía cinética y esto permite que las moléculas se vayan ordenando en un arreglo que maximiza las interacciones atractivas de los enlaces de Puente de hidrógeno Este arreglo de las moléculas tiene un volumen mayor (es decir, es menos denso) que el agua líquida, de manera que el agua se expande al congelarse El arreglo de moléculas de agua en el hielo normal tiene geometría hexagonal (es decir que está compuesto de anillos con seis moléculas de agua), lo cual es la base estructural de la forma hexagonal de los copos de nieve. Esto se debe a que cada molécula de agua puede participar en cuatro enlaces de 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 58 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 59 15

16 Puente de hidrógeno Es decir uno con cada par de no enlace del oxígeno Y uno con cada átomo de hidrógeno Interacciones de dispersión No pareciera que las moléculas no-polares tengan ninguna base física para tener interacciones atractivas. Sin embargo, los gases de las moléculas nopolares pueden licuarse, y esto indica que si la energía cinética se reduce, existe algún tipo de interacciones atractivas que predominan. Fritz London (1930) sugiere que el movimiento de los electrones en un átomo o una molécula no polar puede dar como resultado un dipolo transiente (transiente quiere decir que tiene tiempos de vida muy cortos) 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 60 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 61 Interacciones de dispersión Cómo actúan las fuerzas de dispersión de London? El helio tiene 2 electrones si consideramos que estos electrones son partículas la distribución promedio de los electrones alrededor del núcleo es esféricamente simétrica Los átomos no tienen dipolo y por tanto su momento dipolo es cero Sin embargo, puede ocurrir que la distribución de los electrones alrededor del núcleo de cada átomo en un instante dado, no sea completamente simétrica. Así puede pasar que: Ambos electrones queden en el mismo lado del núcleo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 62 Interacciones de dispersión Esto, dará como resultado que en ese instante el átomo tenga un dipolo aparente y por tanto un el momento dipolo sea diferente de cero, es decir que haya un dipolo transiente Un átomo vecino que se encuentre cerca de este átomo, se verá influido por este dipolo, los electrones de este átomo se alejarán de la región negativa del dipolo. Es decir, debido a la repulsión electrónica, un dipolo temporal puede inducir un dipolo similar en un átomo o molécula vecino, si este está lo suficientemente cerca. Causando que los átomos o moléculas vecinos se sientan atraídos unos a los otros 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 63 16

17 Interacciones de dispersión A este fenómeno se le conoce con el nombre de interacciones de dispersión de London (o simplemente fuerzas de dispersión) Estas interacciones son significativas únicamente cuando los átomos o moléculas que lo presentan están muy cerca unas de otras Interacciones de dispersión La expresión matemática que describe este fenómeno es esta: E dispersión = 2µ α 1 r 6 Pictóricamente esto se puede mostrar así: Dipolo inducido Dipolo instantaneo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 64 Atracción 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 65 Interacciones de dispersión La facilidad con la que un campo eléctrico externo (por ejemplo el de otra molécula) puede inducir un dipolo (es decir, alterar la distribución electrónica) en una molécula se le conoce como polarizabilidad de esa molécula Entre mayor sea la polarizabilidad de una molécula será más fácil inducir un momento dipolo momentáneo y serán más fuertes las interacciones de dispersión Entre mayor sea la molécula, mayor será su polarizabilidad, esto ocurre pues: Interacciones de dispersión Sus electrones están más lejos del núcleo, dado que a mayor separación entre las cargas mayor es el dipolo producido El número de electrones es mayor y por tanto hay mayor probabilidad de que se genere una distribución asimétrica Entonces, las interacciones de dispersión tienden a incrementarse al incrementar la masa de la molécula Las interacciones de dispersión también estarán presentes en todas las moléculas, sean o no polares 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 66 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 67 17

18 Interacciones moleculares I nterac ción Modelo Fue rza F unción de r Covalente Cuántica muy fuerte e -r! {r} corto Iónica E = Z + Z r Ion # dipolo E = Z ± µ muy fuerte " /r! {r} largo r 2 fuerte " /r 2! {r} corto Dipolo#dipolo E = 2µ µ 1 2 r 3 moderado " /r 3! {r} corto Ion#dipolo inducido E = Z 2 α 2r 4 débil " /r 4! {r} muy corto Dipolo#dipolo inducido E = µ α 1 r 6 muy débil " /r 6! {r} cortísimo Dispersión de London E = 2µ α 1 r 6 muy débil " /r 6! {r} cortísimo 26/11/08 FUERZAS INTERMOLECULARES 68 18